Redox

De la Wikipedia, enciclopedia liberă.
Salt la navigare Salt la căutare
Ilustrarea unei reacții redox ( acid fluorhidric ).

Oxido sau redox (compus din limba engleză uction roșu, reducerea și idation bou, oxidare), în chimie , indică toate acele reacții chimice în care numărul de oxidare a atomilor schimbărilor, adică, în care există un pasaj de electroni dintr - un specii chimice la alta. [1]

Acest tip de reacție poate varia de la un proces redox simplu (cum ar fi oxidarea carbonului care generează dioxid de carbon sau reducerea carbonului din hidrogenul care produce metan ) la oxidarea mai complexă a zaharurilor din corpul uman, printr-o serie de procesele de transfer de electroni.

Reducere și oxidare

O reacție redox poate fi considerată ca desfășurarea simultană a două „jumătăți de reacții ” distincte: [1]

  • oxidare : se manifestă ca o creștere a numărului de oxidare a unei specii chimice (de exemplu moleculă , atom sau ion ), în general datorită unui transfer de electroni de către specia în cauză. [1] Specia chimică care pierde electroni se numește „reducătoare”.
  • reducere : se manifestă ca o scădere a numărului de oxidare a unei specii chimice, de obicei datorită unei achiziții de electroni de către specie. [1] Specia chimică care dobândește electroni se numește „oxidant”.

Prin urmare, reacțiile pe jumătate de reducere și oxidare implică întotdeauna o modificare a numărului de oxidare; în special o oxidare duce la o creștere a numărului de oxidare, în timp ce o reducere duce la o scădere a numărului de oxidare. [1]

Demi-reacțiile de reducere și oxidare pot fi reprezentate după cum urmează: [2]

Demi-reacție de reducere: specii oxidante + n și - → specii reduse
Semi-reacție de oxidare: specii reducătoare → specii oxidate + n și -

întrucât n este numărul (sau moli ) de electroni schimbați în timpul reacției, este același în ambele jumătăți de reacție.

Prin urmare, reacția redox globală poate fi reprezentată ca:

specii oxidante + specii reducătoare → specii oxidate + specii reduse

În electrochimie , speciile chimice implicate direct în procesul de transfer al electronilor sunt numite „specii electroactive”, pentru a le distinge de orice alte specii chimice prezente în sistem care nu suferă reducere sau oxidare.

Echilibrul reacțiilor redox

Reacțiile redox chimice pot fi echilibrate cu diferite metode, inclusiv „metoda ion-electronică”. Această metodă constă din următorii pași:

  1. scrieți numerele de oxidare ale speciilor chimice pentru a identifica oxidantul și agentul reducător;
  2. disociați substanțele electrolitice și luați-le în considerare deoarece sunt într-adevăr în soluție;
  3. echilibrarea valenței elementului prin adăugarea de electroni;
  4. echilibrați încărcătura ionului prin adăugarea de ioni H + (dacă vă aflați într-un mediu acid) sau OH - (dacă vă aflați într-un mediu bazic);
  5. echilibrarea masei hidrogeni prin adăugarea H 2 O ;
  6. înmulțiți reacțiile de oxidare cu numărul de electroni ai reducerii și invers;
  7. adăugați cele două jumătăți de reacții care fac cel mai mic multiplu comun al electronilor, astfel încât să poată fi simplificate prin calcul;
  8. dacă este necesar, echilibrați oxigenul.

Mecanism de reacție

Pictogramă lupă mgx2.svg Același subiect în detaliu: Transferul de electroni .

O reacție redox poate avea loc în două moduri: [3]

  • prin „cale chimică ”: punerea în contact direct a speciei chimice care se reduce cu cea oxidată; în acest caz reacția are loc „ în fază omogenă ” (adică într-o singură fază); [4]
  • prin „cale electrochimică ”: prin separarea în două compartimente a substanțelor care trebuie schimbate de electroni, care sunt trecute printr-un conductor care leagă cele două compartimente; în acest caz reacția are loc „ în fază eterogenă ” (adică la interfața dintre două faze). [4]

În cazul reacției în fază eterogenă la interfața electrod - electrolit , reacția redox este precedată și urmată de diferite etape de reacție, deci mecanismul de reacție este în general constituit din următoarele etape de reacție: [5] [6]

  • „transferul de masă” al unor reactivi de la cea mai mare parte a electrolitului la interfața electrod-electrolit; [7]
  • adsorbție pe suprafața electrodului unor reactivi;
  • reactie redox; această etapă mai este numită „transfer de încărcare”, deoarece în timpul reacției redox există un schimb de electroni între două specii chimice ;
  • desorbția de pe suprafața electrodului unor produse ;
  • „transferul de masă” al unor produse de la interfața electrod-electrolit la volumul de electroliți;
  • cristalizarea unor produse pe suprafața electrodului;
  • efectuarea reacțiilor chimice secundare înainte sau după reacția redox;
  • transferul de masă al unor reactivi și produse în interiorul volumului de electroliți.

O supratensiune este asociată cu fiecare dintre aceste etape, adică o variație a potențialului celulei în raport cu condițiile de echilibru. În special, avem:

  • supratensiune de transfer de sarcină (asociată cu reacția redox);
  • picătură ohmică (asociată cu transportul materiei în cea mai mare parte a electrolitului);
  • supratensiune de cristalizare;
  • supratensiune datorată reacției chimice.

Cea mai mare supratensiune este asociată cu etapa determinantă cinetic .

Aplicații

Un exemplu de aplicare practică a reacțiilor redox: grămada Volta .

Reacțiile redox sunt baza multor procese biochimice esențiale vieții ( respirația este un exemplu) și sunt exploatate pentru producerea de compuși chimici (de exemplu în procesul de clor-sodă pentru a obține clor și hidroxid de sodiu ) și în chimia electroanalitică .

Dacă reactivii sunt păstrați separați, dar este garantat contactul electric prin intermediul materialelor conductoare, este posibil să intercepteze fluxul de electroni și să-l exploateze pentru a produce curent electric continuă , al cărui potențial depinde de natura chimică a speciei implicate. Acest principiu este exploatat în grămadă .

O reacție redox poate apărea spontan sau poate fi forțată în direcția opusă prin aplicarea unui potențial electric adecvat. Acest fenomen este exploatat pe scară largă în bateriile reîncărcabile și în bateriile pentru autovehicule (care acționează ca acumulatori de energie electrică sub formă de energie chimică ), precum și în procesul de electroliză .

Redox de carbon

Atomul de carbon din natură se găsește în diferite stări de oxidare, iar în chimia organică numărul de oxidare depinde de numeroși factori; poate fi și rezultatul unei medii care duce la un număr rațional de oxidare (de exemplu în propină numărul mediu de oxidare al carbonilor este egal cu -4/3). Prin urmare, o regulă precisă nu poate fi definită a priori, totuși valoarea acesteia urmează în general următoarea ordine:

metan < alcani < alceni < alcooli < alchine < aldehide < cetone < acizi carboxilici < dioxid de carbon

În cazul în care carbonul capătă o valoare de +1 când este legat cu un element mai electronegativ, 0 când este legat cu un alt carbon și -1 când este legat cu un element mai electropozitiv: carbonul va avea deci un număr de oxidare egal cu - 4 în metan și un +4 în dioxid de carbon.

În general, prin urmare, concepția redox în chimia organică este foarte diferită de cea comună, deși mecanismul este similar; de fapt, prin reducerea unui carbon se înțelege, în general, adăugarea unui hidrogen sau a unui element mai electropozitiv decât carbonul, ca în hidrogenarea unei alchene, în timp ce prin oxidare se înțelege adăugarea unui oxigen sau, în general, a unui element mai electronegativ. carbon, ca într-o epoxidare .

Atomii de carbon cu diferite grade de oxidare în catabolismul oxidativ sunt aduși la gradul maxim de oxidare (CO 2 ) cu recuperare de energie (proces de respirație ). Procesul invers care implică anabolismul reductiv al carbonului dioxidului de carbon în carbon organic este fotosinteza clorofilei .

La multe bacterii acest lucru nu este posibil, deoarece acestea nu ajung la producția de CO 2 , se opresc doar la alcooli. Acest proces bacterian se numește „ fermentare ”.

Deci, electronii pot fi transferați dintr-o stare în alta în patru moduri diferite:

  • ca singuri electroni;
  • ca atomi de H;
  • ca ion hidrură;
  • cu combinatie directa cu atomi de oxigen.

Enzimele care catalizează reacțiile redox se numesc oxidoreductaze . Câteva exemple importante ale acestei clase de enzime sunt dehidrogenazele și flavoproteinele. Moleculele care suferă procesul redox opus (adică sunt reduse dacă substanța organică se oxidează sau invers) sunt puține și sunt numite „acceptori ai echivalenților reducători”. Cele mai frecvente sunt: ​​NAD, NADP, FAD, FMN.

Tipuri particulare de reacții redox

În domeniul reacțiilor redox, există două tipuri foarte specifice de reacții: reacțiile redox influențate de pH și reacțiile de dismutație.

Primele sunt reacții al căror curs este influențat de pH-ul soluției de pornire; aceasta înseamnă că, în funcție de pH, pot fi obținute diferite produse pornind de la aceiași reactivi. Un exemplu al acestor reacții este reacția ionului permanganat MnO - 4 , a cărui soluție este de culoare violet:

  1. Într-un mediu acid, soluția de reacție devine decolorată și se produc ioni de mangan Mn 2+ , cu o reducere totală a numărului de oxidare de -5. Deci, există o achiziție de 5 electroni;
  2. Într-un mediu neutru sau ușor bazic, se formează un precipitat maro, dioxidul de mangan MnO 2 în timp ce culoarea soluției se întunecă; reducerea totală este −3 și, prin urmare, se cumpără atât de mulți electroni;
  3. Într-un mediu clar de bază, soluția capătă o culoare verde și se formează ioni de manganat MnO 2− 4 ; reducerea totală este -1 și, prin urmare, se achiziționează un singur electron pentru fiecare atom de mangan.

Prin urmare, în aceste reacții particulare este necesar să se specifice pH-ul mediului de reacție.

Al doilea tip particular de redox sunt așa-numitele reacții de dismutație sau disproporționare; mai precis, aceste reacții se caracterizează prin oxidarea și reducerea simultană a aceleiași specii chimice. Prin urmare, produsele sunt specii chimice diferite care conțin același element inițial care este parțial redus și parțial oxidat. Există două metode la fel de valabile pentru echilibrarea lor: luând, de exemplu, reacția KClO → KClO 3 + KCl, aceasta poate fi echilibrată după cum urmează:

Prima metodă
KClO → KClO 3 + KCl
  • valorile de oxidare și reducere sunt egalizate:
bou: Δ +4
roșu: Δ −2 ∙ 2 = 4
  • coeficienții stoichiometrici sunt introduși numai pentru produse:
KClO → KClO 3 + 2KCl
  • reacția obținută este echilibrată prin comparație:
3KClO → KClO 3 + 2KCl
A doua metodă
KClO → KClO 3 + KCl
  • semicreacțiile de oxidare și reducere sunt scrise și sarcinile sunt echilibrate:
(Cl +1 → Cl +5 + 4e - ) • 1
(Cl +1 + 2e - → Cl - ) • 2
  • cele două jumătăți de reacții sunt egalizate și se adaugă ionii cu aceeași sarcină:
4e - + 3KClO → KClO 3 + 2KCl + 4e -
  • electronii folosiți pentru echilibrare sunt eliminați:
3KClO → KClO 3 + 2KCl

Notă

  1. ^ a b c d și Universitatea Washington din St. Louis - Redox Reactions
  2. ^ Zanello , p. 12 .
  3. ^ Electrochimie ( PDF ), pe Chimica.unipd.it . Adus la 18 octombrie 2010 (arhivat din original la 30 mai 2009) .
  4. ^ a b Zanello , p. 7 .
  5. ^ Kiehne , p. 11 .
  6. ^ Zanello , pp. 12-13 .
  7. ^ Pentru o reprezentare detaliată a structurii interfeței electrod-electrolit, consultați Stratul dublu electric .

Bibliografie

Elemente conexe

Alte proiecte

linkuri externe

Controlul autorității Thesaurus BNCF 20982 · LCCN (RO) sh85096311 · GND (DE) 4177303-2 · BNF (FR) cb119794566 (data) · NDL (RO, JA) 00570151